ELEKTROLYTISK CELLE: DELER, HVORDAN DEN FUNGERER OG APPLIKASJONER - KJEMI - 2026

Den elektrolytiske cellen er et medium hvor energi eller en elektrisk strøm brukes til å utføre en ikke-spontan oksydreduksjonsreaksjon. Den består av to elektroder: anoden og katoden.

Ved anoden (+) forekommer oksidasjon, siden på dette stedet noen elementer eller forbindelser mister elektroner; mens det er i katoden (-), reduseres reduksjonen, siden i det får elementer eller forbindelser elektroner.

Kilde: Av RodEz2, fra Wikimedia Commons

I elektrolysecellen skjer nedbrytningen av noen stoffer, tidligere ioniserte, gjennom en prosess kjent som elektrolyse.

Påføringen av den elektriske strømmen gir en orientering i bevegelsen av ionene i elektrolysecellen. Positivt ladede ioner (kationer) vandrer mot ladekatoden (-).

I mellomtiden migrerer de negativt ladede ionene (anionene) mot den ladede anoden (+). Denne ladningsoverføringen utgjør en elektrisk strøm (toppbilde). I dette tilfellet ledes den elektriske strømmen av oppløsninger av elektrolytter, til stede i beholderen til den elektrolysiske cellen.

Faradays lov om elektrolyse sier at mengden stoff som gjennomgår oksidasjon eller reduksjon ved hver elektrode, er direkte proporsjonal med mengden elektrisitet som går gjennom cellen eller cellen.

Deler

En elektrolytisk celle består av en beholder der materialet som vil gjennomgå reaksjonene indusert av den elektriske ladningen blir avsatt.

Beholderen har et par elektroder som er koblet til et likestrømbatteri. Elektrodene som vanligvis brukes er laget av et inert materiale, det vil si at de ikke deltar i reaksjonene.

Et ammeter kan kobles i serie med batteriet for å måle intensiteten til strømmen som strømmer gjennom elektrolyttløsningen. Dessuten plasseres et voltmeter parallelt for å måle spenningsforskjellen mellom elektrodeparet.

Hvordan fungerer en elektrolysecelle?

Elektrolyse av smeltet natriumklorid

Smeltet natriumklorid er foretrukket fremfor fast natriumklorid, siden sistnevnte ikke leder elektrisitet. Ionene vibrerer i krystallene dine, men de er ikke frie til å bevege seg.

Katodreaksjon

Elektroder laget av grafitt, et inert materiale, er koblet til batteripolene. En elektrode er koblet til den positive terminalen på batteriet, som utgjør anoden (+).

I mellomtiden er den andre elektroden koblet til den negative terminalen på batteriet, som utgjør katoden (-). Når strømmen strømmer fra batteriet, blir følgende observert:

I katoden (-) er det en reduksjon av Na ⁺ -ionet , som når man får et elektron transformeres til metallisk Na:

Na ⁺ + e ^- => Na (l)

Det sølvhvite metalliske natriumet flyter på toppen av det smeltede natriumkloridet.

Anode-reaksjon

Tvert imot, i anoden (+) skjer oksidasjonen av Cl ^- ionet , siden den mister elektroner og blir omdannet til klorgass (Cl ₂ ), en prosess som manifesteres av utseendet i anoden til en gass fra blekegrønn farge. Reaksjonen som oppstår ved anoden kan skisseres som følger:

2Cl ^- => Cl ₂ (g) + 2 e ^-

Dannelsen av metallisk Na og Cl _2- gass fra NaCl er ikke en spontan prosess, som krever høyere temperaturer enn 800 ºC for at det skal forekomme. Den elektriske strømmen forsyner energien for den indikerte transformasjonen som skal skje ved elektrodene til den elektrolysiske cellen.

Elektroner forbrukes ved katoden (-) i reduksjonsprosessen og produseres ved anoden (+) under oksidasjon. Derfor strømmer elektroner gjennom den ytre kretsen til den elektrolytiske cellen fra anoden til katoden.

Likestrømbatteriet forsyner energien til at elektroner strømmer ikke-spontant fra anoden (+) til katoden (-).

Ned celle

Down-cellen er en tilpasning av den elektrolytiske cellen som er beskrevet og brukt til industriell produksjon av metallisk Na- og klorgass.

Downs elektrolytiske celle har enheter som tillater innsamling, hver for seg, av metallisk natrium- og klorgass. Denne metoden for å produsere metallisk natrium er fremdeles veldig praktisk.

Når den er frigjort ved elektrolyse, blir det flytende metalliske natrium tappet, avkjølt og kuttet i blokker. Senere blir den lagret i et inert medium, siden natrium kan reagere eksplosivt ved kontakt med vann eller atmosfærisk oksygen.

Klorgass produseres i industrien hovedsakelig ved elektrolyse av natriumklorid i en rimeligere prosess enn produksjon av metallisk natrium.

applikasjoner

Industrielle synteser

-I industrien brukes elektrolyseceller til elektrofinansiering og elektroplettering av forskjellige ikke-jernholdige metaller. Nesten all høy renhet aluminium, kobber, sink og bly produseres industrielt i elektrolytiske celler.

-Hydrogen produseres ved elektrolyse av vann. Denne kjemiske prosedyren brukes også til å oppnå tungt vann (D ₂ O).

-Metaller som Na, K og Mg oppnås ved elektrolyse av smeltede elektrolytter. Ikke-metaller som fluorider og klorider oppnås også ved elektrolyse. Videre kan forbindelser slik som NaOH, KOH, Na ₂ CO ₃ og KMnO ₄ blir syntetisert ved den samme prosedyren.

Belegg og raffinering av metaller

-Prosessen med å belegge et underlegent metall med metall av høyere kvalitet er kjent som elektroplettering. Hensikten med dette er å forhindre korrosjon av det nedre metallet og gjøre det mer attraktivt. Elektrolytiske celler brukes til elektroplettering for dette formålet.

-Impurmetaller kan raffineres ved elektrolyse. Når det gjelder kobber, plasseres veldig tynne metallark på katoden og store stenger av urent kobber som skal raffineres på anoden.

-Bruken av finerte gjenstander er vanlig i samfunnet. Smykker og servise er vanligvis sølv; gull elektroavsettes på smykker og elektriske kontakter. Mange gjenstander er dekket med kobber for dekorative formål.

-Bilene har kromstålskjerm og andre deler. Forkrommingen av en bilstøtfanger tar bare 3 sekunder kromelektrodeponering for å produsere en 0.0002mm tykk blank overflate.

- Rask elektroavsetning av metall gir svarte og røffe overflater. Langsom elektroavsetning produserer glatte overflater. "Blikkbokene" er laget av stål belagt med tinn ved elektrolyse. Noen ganger er disse boksene forkrommet på en brøkdel av et sekund med tykkelsen på kromlaget ekstremt tynt.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. eMedical Prep. (2018). Bruksområder for elektrolyse. Gjenopprettet fra: emedicalprep.com
3. Wikipedia. (2018). Elektrolytisk celle. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
4. Prof. Shapley P. (2012). Galvaniske og elektrolytiske celler. Gjenopprettet fra: butane.chem.uiuc.edu
5. Bodner Research Web. (SF). Elektrolytiske celler. Gjenopprettet fra: chemed.chem.purdue.edu